|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
|
|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
Корпускулярно-волновая двойственность электронаСтр 1 из 9Следующая ⇒
Основные источники 1. Коровин, Н. В. Общая химия [Текст]: учебник / Н. В. Коровин. - 11-е изд., стер. - Москва: Высшая школа, 2009. - 557 с.
2. Глинка, Н.Л. Общая химия [Текст]: учебник / Н.Л. Глинка – 4-е изд., испр. – Москва: Интеграл-Пресс, 2012. – 728 с. Дополнительные источники 1. Герасимова, Л. В. Неорганические соединения: номенклатура, свойства, методы получения [Электронный ресурс]: учебное пособие / Л. В. Герасимова, С. В. Манахова, Л. А. Малютина; Арх. гос. тех. ун-т. - Архангельск: Изд-во АГТУ, 2007. - 88 с. - Режим доступа: http: //lib.narfu.ru/components/com_irbis/pdf_view/? 240723 2.Введение в теорию химических процессов переработки древесины [Электронный ресурс]: учебное пособие / Л. В. Герасимова [и др.]; Арх. гос. тех. ун-т. - Архангельск: Изд-во АГТУ, 2009. - 135 с. - Режим доступа: http: //lib.narfu.ru/components/com_irbis/pdf_view/? 429322 3. Растворы [Электронный ресурс]: учебное пособие / Н. А. Макаревич, Е. Н. Коптелова, Л. В. Герасимова, Е. Ю. Ларина; М-во образования и науки Рос. Федерации, Федер. гос. автоном. образов. учреждение высш. проф. образования " Сев. (Аркт.) федер. ун-т им. В. В. Ломоносова. - Архангельск: САФУ, 2015. - 108 с. - Режим доступа: http: //lib.narfu.ru/components/com_irbis/pdf_view/? 860261 4. Майер, Л. В. Химия элементов [Электронный ресурс]: учебное пособие / Л. В. Майер, О. П. Орлова, Т. Б. Мошкова; Арх. гос. тех. ун-т. - Архангельск: АГТУ, 2009. - 103 с. - Режим доступа: http: //lib.narfu.ru/components/com_irbis/pdf_view/? 2686 5.Малютина, Л. А. Основы химической термодинамики. Кинетика химических процессов. Химическое равновесие [Электронный ресурс]: учебное пособие / Л. А. Малютина; Северный (Арктический) федеральный университет. - Архангельск: С(А)ФУ, 2010. - 115 с. - Режим доступа: http: //lib.narfu.ru/components/com_irbis/pdf_view/? 605896
6. Борзова, Л.Д. Основы общей химии [Электронный ресурс]: учебное пособие / Л.Д. Борзова, Н.Ю. Черникова, В.В. Якушев. — Электрон. дан. — Санкт-Петербург: Лань, 2014. — 480 с. — Режим доступа: https: //e.lanbook.com/book/51933. — Загл. с экрана.
7. Тархов, К.Ю. Общая и неорганическая химия. Окислительно-восстановительные реакции и химическое равновесие. Сборник заданий и вариантов [Электронный ресурс]: учебное пособие / К.Ю. Тархов. — Электрон. дан. — Санкт-Петербург: Лань, 2019. — 80 с. — Режим доступа: https: //e.lanbook.com/book/111891. — Загл. с экрана.
8. Стась, Н.Ф. Задачи, упражнения и вопросы по общей химии [Электронный ресурс]: учебное пособие / Н.Ф. Стась, В.Н. Лисецкий. — Электрон. дан. — Санкт-Петербург: Лань, 2017. 108 с. — Режим доступа: https: //e.lanbook.com/book/91062. — Загл. с экрана.
9. Общая химия. Теория и задачи [Электронный ресурс]: учебное пособие / Н.В. Коровин [и др.]; под ред. Н.В. Коровина, Н.В. Кулешова. — Электрон. дан. — Санкт-Петербург: Лань, 2018. — 492 с. — Режим доступа: https: //e.lanbook.com/book/104946. — Загл. с экрана.
10. Введение в общую химию: учебник / Лупейко Т.Г. - Ростов-на-Дону: Издательство ЮФУ, 2010. - 232 с. ISBN 978-5-9275-0763-4 - Режим доступа: http: //znanium.com/catalog/product/556315
11. Основы общей химии: Учебное пособие / Елфимов В.И., - 2-е изд. - М.: НИЦ ИНФРА-М, 2015. - 256 с.: 60x90 1/16. - (Высшее образование: Бакалавриат) (Переплёт) ISBN 978-5-16-010066-1 - Режим доступа: http: //znanium.com/catalog/product/469079
8.3 Справочная литература 1. Лидин, Р.А. [Текст]: справочник по общей и неорганической химии / Р.А. Лидин. – Москва: Просвещение, 1997. – 256 с. При себе иметь: - тетрадь для лекций - тетрадь для лабораторных работ
Лекция № 1 Строение атома. Первые модели строения атома. Долгое время в науке господствовало мнение, что атомы неделимы. Однако, в конце 19 века был установлен ряд фактов, свидетельствовавших о сложном составе атомов и о возможности их взаимопревращений. Сюда относится открытие электрона англ. физиком Томсоном в 1897 году, а в 1909 году Малликен определил его заряд, который равен 1, 6 *10-19 Кл. Масса электрона составляет 9, 11*10-28 г. Большую роль в установлении сложной природы атома сыграло открытие и изучение радиоактивности. После того как экспериментально было доказано, что атом имеет сложное строение – была предложена первая теория строения атома в 1903 году англ. ученым Томсоном - так называемая статическая или электронно-ионная теория. По этой теории атом состоит из положительно заряженной сферы, в которую вкраплены отрицательные электроны. Однако, уже в 1911 году англ. ученый Эрнест Резерфорд обосновал динамическую или ядерную планетарную модель строения атома. Согласно этой модели атом состоит из положительно заряженного ядра, очень малого по размерам. В ядре сосредоточена почти вся масса атома. Вокруг ядра движутся электроны, которые образуют электронную оболочку атома. Современная квантово-механическая модель строения атома (1926г.): Атом в целом электронейтрален, состоит из очень маленького, тяжелого и массивного ядра и огромных, размытых, почти невесомых электронных облаков. Диаметр атома »10 см, диаметр ядра »10-12 - 10-13 см. Электрон движется вокруг ядра со скоростью 1000 км/с.
Атомная орбиталь
Электрон движется вокруг ядра со скоростью 1000 км/с, без траектории и может находиться в любой части пространства вокруг ядра. Различные его положения образуют так называемое электронное облако с неравномерной плотностью отрицательного заряда. Орбиталью называется область пространства вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона (вероятность не менее 90%). Схематическое изображение атомной орбитали или --.
Строение многоэлектронных атомов Лекция № 2 Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева. Химическая связь, строение молекул. Периодический закон является одним из фундаментальных законов природы. Современная формулировка периодического закона Д.И. Менделеева (1869 г): свойства элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов или от порядкового номера элемента (свойства элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов) Периодическая система - это классификация химических элементов, основанная на периодическом законе, графическим изображением этой классификации является таблица. Периодическая система элементов состоит из периодов, групп и подгрупп. Период - это совокупность химических элементов, расположенных горизонтально в порядке возрастания заряда атомных ядер и характеризуется одинаковым значением главного квантового числа. Периоды делятся на большие и малые. Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие – 18 и 32 элемента, 7 период - незавершенный. В начале каждого периода располагаются два s – элемента, в конце - 6р-элементов. Элементы образуют 8 групп, которые делятся на главные подгруппы (А группы) и побочные подгруппы (В группы). У элементов А-групп заполняются или s-подуровни (s-элементы) или р-подуровни (р-элементы) внешних уровней. У элементов В-групп заполняется d-подуровень предвнешнего уровня (это d-элементы). У лантаноидов и актиноидов заполняется соответственно 4f и 5f-подуровни (это f-элементы) (характеристика s, p, d, f –элементов см. практическое занятие).
КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ
Неполярная ковалентная связь наблюдается у двухатомных молекул, состоящих из атомов одного элемента: H–H, O=O, Cl–Cl, Nº N, обобществленные электроны равномерно распределены между атомами Центры тяжести положительного и отрицательного зарядов совпадают. Н2 1Н 1S1 H • + •H ® H • • H В случае неполярной ковалентной связи электронное облако распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов. Если один из атомов сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается в сторону этого атома. В этом случае возникает полярная ковалентная связь. Критерием способности атомов притягивать электрон может служить электроотрицательность. Чем выше электроотрицательность у атома, тем более вероятно смещение электронной пары в сторону ядра данного атома. Поэтому разность электроотрицательности атомов характеризует полярность связи. Изменение потенциальной энергии системы при образовании молекулы водорода Если спины атомов водорода параллельны сближение атомов приводит к непрерывному возрастанию энергии системы. Преобладают силы отталкивания, процесс энергетически невыгодный и химическая связь не образуется.
Если спины атомов водорода противоположны (антипараллельны) сближение атома до расстояния r0 сопровождается уменьшением энергии. При r0=lсв (lсв – длинна связи) энергия минимальна, т.е. система находится в устойчивом состоянии. Дальнейшее сближение атомов приводит к увеличению потенциальной энергии системы, т.к. преобладают силы отталкивания положительно зараженных ядер атомов. Для описания ковалентной связи используют два метода – метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).
Метод валентных связей
1. Химическая связь между двумя атомами возникает как результат перекрывания атомных орбиталей, с образованием электронных пар (обобществление двух электронов). 2. Атомы, вступающие в химическую связь, обмениваются электронами, образуя связывающие пары. 3. Химическая связь возникает при взаимодействии электронов с антипараллельными спинами. 4. Характеристики химической связи (энергия, длина, полярность и др.) определяются типом перекрывания атомных орбиталей. Способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов с образованием химической связи называется валентностью. Количественной мерой валентности считают число неспаренных электронов у атома в основном или возбужденном состояниях. Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи Способ образования ковалентной связи, когда каждый из взаимодействующих атомов, отдает по одному электрону для образования общей электронной пары называется обменным. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи Азот в молекуле NH3 имеет неподеленную пару электронов, которая может взаимодействовать с орбиталью Н+, образуя четвертую ковалентную связь, образованную по донорно-акцепторному механизму. У донора неподеленная пара электронов, у акцептора – свободная орбиталь. Все четыре связи равноценны по длине связи и по энергии. Ковалентная связь характеризуется насыщаемостью и направленностью. Насыщаемость - полное использование валентностей атомов – их связи насыщены. Направленность связи обуславливает пространственную структуру молекул, т.е. их форму. ИОННАЯ СВЯЗЬ Ионная химическая связь представляет собой электростатическое взаимодействие отрицательно и положительно заряженных ионов в химическом соединении. Такая связь возникает лишь в случае большой разности электроотрицательностей атомов, например между катионами s-элементами I и II групп периодической системы и анионами неметаллов VI и VII групп (LiF, CsCl, K2O, NaCl и другие). NaCl Na0 -1e→ Na+ Cl0+1e→ Cl- Так как электрическое поле иона имеет сферический характер, то для ионной химической связи не характерна направленность. Ионной связи также не свойственна насыщаемость, так как ион способен взаимодействовать с большим числом ионов противоположного знака. Ионная химическая связь проявляется в твердых веществах с ионной кристаллической решеткой. Образование кристаллов поваренной соли (NaCl):
а - пространственное расположение ионов в ионной решетке NaCl (мелкие шары – ионы натрия Na+, крупные – ионы хлора Cl- ); б – кристаллическая решетка NaCl.
МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ Атомы большинства металлов имеют на внешнем электронном уровне небольшое количество электронов (1, 2, 3, реже 4). Энергия ионизации этих электронов невелика, поэтому они легко утрачивают связь с атомами и обобществляются, образуя электронный газ.
Природа металлической связи - электрическая. Металлическая связь обуславливает многие физические свойства металлов: - металлический блеск; - серый цвет (преимущественно); - пластичность, ковкость; - тепло- и электропроводимость.
ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ Межмолекулярная водородная связь образуется между атомом водорода одной молекулы и сильно электроотрицательным элементом другой. Для водородной связи характерна направленность в пространстве и насыщаемость. Водородная связь в 15-20 раз слабее ковалентной связи. Она ответственна за ассоциацию молекул. Образование ассоциатов благодаря водородной связи Водородная связь проявляется тем сильнее, чем больше относительная электроотрицательность и меньше размер атома партнера. Благодаря наличию водородной связи молекулы объединяются в димеры и более сложные ассоциаты.
Sp – гибридизация
Если в химическую связь вступает атом, у которого на внешнем уровне имеются по одному s- и p-электрону, то у данного атома в процессе образования связи происходит sp – гибридизация атомных орбиталей.
sp 2 -гибридизация
Если у атома, вступающего в химическую связь, на внешнем уровне имеются один s- и два p-электрона, то происходит sp 2 -гибридизация атомных орбиталей этого атома. sp 3 -гибридизация
У атома, имеющего на внешнем уровне один s- и три p-электрона, при химическом взаимодействии происходит sp 3 -гибридизация атомных орбиталей. Лекция № 3 Энтропия химической реакции - это мера беспорядка, неупорядоченности системы. Энтропия увеличивается при переходе вещества из твердого состояния в жидкое, из жидкого состояния в газообразное, при увеличении числа атомов в молекуле и усложнении ее структуры. Стандартная энтропия 1 моль обозначается S0298, это справочная величина, измеряется в Дж/(К*моль) Например, стандартная энтропия – льда……………..S0298 = 39, 7 Дж/(К*моль); – воды…………….S0298 = 70, 08 Дж/(К*моль); – водяного пара…..S0298 = 188, 72 Дж/(К*моль), т.е. энтропия возрастает – степень беспорядка вещества в газообразном состоянии больше. У графита S0298 = 5, 74 Дж/(К*моль), у алмаза S0298 = 2, 36 Дж/(К*моль), так как у веществ с аморфной структурой энтропия больше, чем с кристаллической.
Для расчета ∆ S0298 в ходе химической реакции можно воспользоваться следствием из закона Гесса: изменение энтропии системы равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов: ∆ S0 298 = Σ (n S0298) прод . - Σ (n S0298) исх . Рассчитать изменение энтропии: 4 HCl (г) + О2 (г) → 2 Н2О (г) + 2 Сl2 (г) ∆ S0298 = (2 S0298, Н2О (г) + 2 S0298, Сl2 (г)) - (4 S0298, HCl (г) + S0298, О2 (г)) ∆ S0298 = 2 * 188 + 2*223 – 4*205 - 186 = - 184 Дж/К Энтропия уменьшается, т.к. уменьшается объем газообразных веществ, т.е. уменьшение числа молей газообразных веществ (в левой части 5 моль газообразных веществ, в правой – 4 моль). Лекция № 4 Лекция № 4. Растворы Раствором называется твердая или гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов. Раствор состоит из растворенных веществ и растворителя, т.е. среды, в которой равномерно распределены молекулы или ионы растворенных веществ. Растворителем обычно бывает вещество, агрегатное состояние которого не меняется при образовании раствора или вещество, которого в растворе больше. • Насыщенный раствор образуется, когда скорость растворения становится равной скорости кристаллизации. • Ненасыщенные растворы содержат при данной температуре меньше растворенного вещества, чем насыщенный раствор. При этом растворы с низким содержанием растворенного вещества называются разбавленными, с высоким - концентрированными. Растворимость большинства веществ с повышением температуры уменьшается, поэтому при охлаждении насыщенных растворов растворенное вещество должно выделяться. Но, если охлаждать раствор осторожно и медленно, избегая выделения из насыщенного раствора вещества, то получится пересыщенный раствор. Пересыщенные растворы содержат гораздо больше растворенного вещества, чем насыщенные.
Растворимость Растворимостью называется способность одного вещества образовывать однородную гомогенную систему с другим веществом. Мерой растворимости при данных условиях служит содержание его в насыщенном растворе. Растворимость – процесс обратимый, обратный процессу растворения процесс называется кристаллизацией. Если в 100 г воды растворяется более 10 г вещества – вещество считается хорошо растворимым, если растворяется менее 1 г вещества – малорастворимым, если менее 0, 01 г вещества – практически нерастворимым. Растворимость вещества зависит как от его природы, так и от природы растворителя. В зависимости от природы вещества возможны следующие случаи: неограниченная растворимость ( вода-спирт, жидкие K-Rb, KCl-KBr), ограниченная растворимость (вода-эфир, жидкие Pb-Zn, LiCl-KCl), нерастворимость (вода-керосин). Растворимость твердых веществ в жидкостях зависит от температуры и не зависит от давления. Растворимость жидкостей в жидкостях чаще увеличивается с повышением температуры и не зависит от давления. Кривые растворимости Зависимость между растворимостью и температурой часто изображают графически – в виде кривых растворимости.
Резко поднимающиеся вверх кривые растворимости нитратов калия, свинца, серебра показывают, что с повышением температуры растворимость этих веществ сильно возрастает, т.е. процесс растворения – эндотермический. Если растворение вещества сопровождается выделением теплоты, то при нагревании его растворимость падает, кривые растворимости идут вниз (КОН, Са(ОН)2).
Лекция № 5. СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ Сильные электролиты диссоциируют в водных растворах нацело, поэтому степень их диссоциации a должна составлять единицу, однако на практике это не наблюдается. Измерения электропроводности и других величин показывают, что у сильных электролитов a < 1. Например, для хлорида натрия NaCl изотонический коэффициент ί должен быть равен двум, а степень диссоциации - единице. Однако измерения дают величины ί < 2 и a < 1. При сильном разбавлении раствора ί ® 2, a ® 1 (например, ί @ 2при C < 10– 4 моль/л). При увеличении концентрации раствора сильного электролита за счет незначительных расcтояний между ионами заметно усиливается электростатическое взаимодействие между ними. В таких растворах ионы не вполне свободны, они не могут двигаться совершенно независимо друг от друга. Например, ионы Na+ тормозят перемещение ионов Cl– и обратно, что снижает их активность. Поэтому экспериментально определяемые свойства растворов электролитов средних и высоких концентраций не соответствуют представлениям об их полной диссоциации. Это явление потребовало ввести для описания свойств растворов электролитов понятие активности (активной концентрации ионов). Активность связана с концентрацией растворенного вещества соотношением
a = g C,
где a – активность; Активность - это мера реального поведения вещества в растворе с учетом эффектов взаимодействия ионов между собой и с молекулами растворителя. Коэффициент активности характеризует степень отклонения свойств данного раствора от свойств идеального раствора. Часто величину g рассматривают как «кажущуюся степень диссоциации» электролита, так как коэффициент активности, как и активность, имеет значения меньше теоретических. Поскольку g < 1, то a < C, т. е. активность ионов меньше их концентрации и приближается к концентрации только с разбавлением электролита. Коэффициент активности зависит от концентрации раствора, валентности, радиуса, эффективного заряда ионов, ионной силы раствора и некоторых других факторов. Следует отметить, что коэффициент активности иона определяется ионной силой раствора. Ионная сила раствора J зависит от заряда z и концентрации С ионов и рассчитывается как полусумма произведений концентраций всех ионов на квадрат их заряда в соответствии с уравнением
J = 0, 5·( z 1 2 C 1 + z 2 2 C 2 + ¼ ¼ + z n 2 C n ),
где z1, z2, zn и C1, C2, Cn – заряды и концентрации ионов данного вида. Для разбавленных растворов зависимость между коэффициентом активности и ионной силой раствора выражается упрощенным уравнением
где g i – коэффициент активности иона; zi – заряд иона; J – ионная сила раствора. Пример. Определим ионную силу раствора, содержащего 0, 005 моль/л HCl и 0, 001 моль/л СаСl2. Рассчитаем активности ионов H+, Cl- , Са2+. Диссоциация электролитов происходит в соответствии с уравнениями HCl ® H+ + Cl – , СаCl2 ® Са2+ + 2Cl –.
Концентрации С и заряды z ионов равны: для H+ С1 = 0, 005 моль/л, z1 = +1; для Са2+ С2 = 0, 001 моль/л, z1 = +2; для Cl – С3 = 0, 007 моль/л, z1 = –1. Согласно уравнению получаем величину ионной силы раствора J = 0, 5 · [12·0, 005 + 22 · 0, 001 + (–1)2 · 0, 007] = 0, 008 Рассчитываем коэффициенты активности ионов.
Находим активности ионов.
ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ Вода является очень слабым электролитом. Процесс электролитической диссоциации воды протекает по схеме Н2О ⇄ Н+ + ОН– , DН = 57, 4 кДж/моль. С учетом гидратации водородного иона, сопровождающейся образованием гидроксоний-иона H3O+, уравнение электролитической диссоциации воды можно записать более строго 2H2O ⇄ H3O+ + OН– . Процессу электролитической диссоциации воды соответствует константа диссоциации
По электрической проводимости экспериментально установлено, что при 22 0С К = 1, 8·10 –16. Так как вода диссоциирует в очень малой степени, можно считать, что равновесная концентрация воды [H2O] постоянная величина. В 1 л воды (1 л @ 1 кг) содержится Уравнение (76) можно представить в форме
[H+] [OH–] = K [H2O] = 1, 8 ·10 –16·55, 6 = 10 –14 Следовательно, произведение концентраций ионов является при данной температуре постоянной величиной
[H+]·[OH–] = Kв.
Константа Kв называется ионным произведением воды. Так как в воде концентрации катионов водорода (гидроксония) и гидроксид-анионов равны, то
[H+] = [OH–] =
Растворы, в которых [H+] = [OH–], являются нейтральными. В кислой среде [H+] > 10 –7 моль/л и соответственно [OH– ] < 10 –7 моль/л. В щелочной среде [H+] < 10 –7 моль/л и соответственно [OH–] > 10 –7 моль/л. На практике для оценки характера среды пользуются концентрацией ионов водорода, причем для удобства берут отрицательный десятичный логарифм концентрации, который обозначается символом рН и называется водородным показателем. Водородный показатель рН представляет собой десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком
рН = – lg [ H + ]. Для нейтрального раствора (при 22оC) pH = 7. В кислой среде Изменение pH раствора от 0 до 6 означает ослабление кислотности; при pH = 7 раствор нейтральный; при изменении pH от Измерение концентрации водородных ионов ведут колориметрическим методом или методом, основанным на измерении электродвижущих сил (ЭДС). Последний метод наиболее точен и применим к любым растворам (окрашенным и непрозрачным). Колориметрический, или индикаторный, метод требует прозрачных окрашенных растворов и является менее точным. Он позволяет определить pH растворов от целых до десятых долей единицы. Индикаторный метод основан на сравнении изменяющейся окраски индикатора в определенных интервалах pH.
ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ Если рассматривать равновесие «малорастворимый электролит ⇄ насыщенный водный раствор электролита», иначе KmАn ⇄ mKn+ + nAm– , то можно записать выражение для константы равновесия K K =
или [Kn+]m[Am–]n = K[KmAn].
Так как концентрация твердого компонента [KmAn] постоянна, то произведение K[KmAn].является величиной постоянной. Обозначив эту величину буквами ПР (произведение растворимости), получим выражение ПР =[Kn+]m[Am–]n. В насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентраций (активностей) ионов в степени их стехиометрических коэффициентов является при данной температуре величиной постоянной. С повышением температуры произведение растворимости ПРобычно растет. Численное значение произведения растворимости ПР можно рассчитать, зная растворимость малорастворимого электролита. Пример . Определим произведение растворимости ПР хлорида серебра AgCl, если растворимость AgCl в воде составляет Определяем концентрацию катионов и анионов. В соответствии с состоянием равновесия AgCl ⇄ Ag+ + Cl– [Ag+][Cl–] = 1, 3× 10–5 моль/л. По уравнению (78) получаем
ПР = (1, 3× 10–5)2 = 1, 69× 10–10.
Пример . Определим ПР гидроксида алюминия Al(OH)3, если его растворимость составляет 2, 9× 10–9 моль/л. Определяем концентрацию катионов и анионов. В соответствии с состоянием равновесия Al(OH)3 ⇄ Al 3+ + 3ОН– на каждый ион Al 3+ приходится три гидроксид-иона ОН–, поэтому концентрация катионов Al 3+ составляет 2, 9× 10–9 моль/л, концентрация анионов ОН– – 8, 7× 10–9 моль/л. ПР = 2, 9× 10–9 · (8, 7× 10–9)3 = 1, 91× 10–33
Произведение растворимости имеет широкое применение при определении условий полноты осаждения соединений. Труднорастворимый электролит выпадает в осадок, если произведение концентраций (активностей) его ионов в растворе превысит значение ПР. Например, доливая к раствору сульфата кальция CaSO4, где Пример. Определите, выпадет ли осадок при сливании равных объемов 0, 01 н. растворов HCl и AgNO3. Произведение растворимости хлорида серебра ПР = 1, 69× 10–10. Концентрация ионов после сливания двух растворов равных объемов будет составлять по 0, 01/2=0, 005 моль/л каждого. Фактическое произведение растворимости составляет ПРфакт = (0, 005)2 = 2, 5× 10–5× Мы видим, что ПРфакт > > ПР, следовательно, осадок будет активно выпадать.
Лекция № 7. ИОННЫЕ УРАВНЕНИЯ РЕАКЦИЙ Теория электролитической диссоциации признает, что все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. А поскольку при взаимодействии ионов энергия активации очень мала, то такие реакции протекают с очень большими скоростями. Реакции в водных растворах электролитов изображаются в виде ионных уравнений. При составлении ионных уравнений реакций следует вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные изображать в виде молекул. Знак ↓, стоящий при формуле вещества, обозначает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде осадка; знак ↑ обозначает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде газа. Сильные растворимые электролиты пишутся в виде ионов. Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части. Ионными уравнениями могут быть изображены любые реакции, протекающие в растворах между электролитами. Если при таких реакциях не происходит изменение зарядов ионов (не изменяется степень окисления), то они называются ионообменными. Правило Бертолле: равновесие в ионообменных реакциях смещается в сторону образования наименее диссоциированных соединений. В соответствии с этим направление реакций ионного обмена определяется следующим эмпирическим правилом: ионные реакции протекают в сторону образования осадков, газов, слабых электролитов, комплексных ионов. 1) Образование осадков: AgNO3 + NaCl ® AgCl¯ + NaNO3 (молекулярное уравнение) В растворе: Ag+ + NO3- + Na+ + Cl- ® AgCl¯ + Na+ + NO3- (полное ионно-молекулярное уравнение) Исключим ионы, которые не взаимодействуют, тогда уравнение имеет вид: Ag+ + Cl- ® AgCl¯. (сокращенное ионно-молекулярное уравнение)
2) Образование газов: Na2S + H2SO4 ® H2S + Na2SO4; 2Na+ + S2- + 2H+ + SO42- ® H2S + 2Na+ + SO42-; 2H+ + S2- ® H2S.
3) Образование слабых электролитов: А)Образование воды. Реакция, протекающая с образованием воды при взаимодействии ионов водорода (точнее, ионов гидроксония) и гидроксид-ионов, называется реакцией нейтрализации. NaOH + HCl ® H2O + NaCl Na++OH- + H++Cl- ® H2O + Na++Cl- OH- + H+ ® H2O
Б) Образование слабого основания. NH4Cl + KOH ® NH4OH + KCl NH4+ + Cl- + K+ + OH- ® NH4OH + K+ + Cl- NH4+ + OH- ® NH4OH.
В) Образование слабой кислоты. 2СH3COONa + H2SO4 ® 2CH3COOH + Na2SO4 2СH3COO- + 2Na+ + 2H+ + SO42- ® 2CH3COOH + 2Na+ + SO42- CH3COO- + H+ ® CH3COOH. Г) Образование комплексных соединений (ионов). FeCl2 + 6KCN = K4[Fe(CN)6] + 2KC1 Fe2++2Cl- + 6K++6CN- = 4K+ + [Fe(CN)6]4- + 2K++2C1- Fe2+ + 6CN- = [Fe(CN)6]4-.
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ Гидролиз солей – процесс обменного взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию слабого электролита. Катион или анион соли (или оба вида ионов одновременно) могут связывать соответственно гидроксид анион ОН- или катион водорода Н+ воды (либо те и другие) с образованием малодиссоциирующего соединения (основания, кислоты, гидроксокатиона основной соли, гидроаниона кислой соли, малорастворимого соединения). Гидролизу в водных растворах подвергаются соли, содержащие катионы слабых оснований и анионы слабых кислот. Соли, содержащие катионы сильных оснований и анионы сильных кислот в водных растворах практически не гидролизуются, так как в системе имеется лишь один слабый электролит Н2О, поэтому отсутствует возможность связывания ионов Н+ и ОН- воды ионами соли. Гидролиз солей – процесс обратимый, однако если продукты гидролиза покидают сферу реакции (выделяются в виде осадка или газа), то гидролиз протекает необратимо. При составлении ионно-молекулярных уравнений реакции гидролиза следует: определить силу основания и кислоты, образующих данную соль; записать уравнение диссоциации соли и сделать вывод о |
Последнее изменение этой страницы: 2019-10-04; Просмотров: 267; Нарушение авторского права страницы
= – 0, 5× 1× 0, 089 = – 0, 045; 
= 0, 902; 
= – 0, 5× 4× 0, 089 = – 0, 178; 
= 0, 664
= – 0, 5× 1× 0, 089 = – 0, 045; 
= 0, 902.
; 
; 
.
. 
55, 6 моль воды.
= 10 – 7 (моль/л) 